Сборник типовых задач по общей химии с подробными пошаговыми решениями

Как перестать бояться химии и начать ее понимать

Экзамен по химии уже близко, и от обилия формул, реакций и законов голова идет кругом? Многие студенты сталкиваются с этим чувством, воспринимая предмет как набор разрозненных и несвязанных правил. Кажется, что нужно просто вызубрить сотни уравнений, чтобы сдать. Но это ловушка, которая ведет к панике и неуверенности.

Главный секрет успеха — не в заучивании, а в понимании базовых принципов, которые как невидимые нити связывают все темы воедино. Сила не в том, чтобы помнить ответ, а в том, чтобы уметь его найти, вооружившись логикой. Типичные экзаменационные задачи, охватывающие темы от стехиометрии и термохимии до электрохимии и комплексообразования, на самом деле проверяют не вашу память, а ваше умение мыслить как химик.

Эта статья — ваш персональный наставник. Мы не будем давать вам готовых «шпаргалок». Вместо этого мы вместе пройдем путь решения нескольких ключевых задач, шаг за шагом разбирая логику каждого действия. Вы увидите, что многие студенты испытывают трудности не из-за сложности химии, а из-за отсутствия системного подхода к многоэтапным расчетам. Каждая задача здесь — это не просто упражнение, а ключ к одному из фундаментальных принципов. Теперь, когда мы договорились о подходе, давайте вооружимся логикой и разберем первый фундаментальный блок задач, без которого немыслима ни одна химическая практика.

Раздел 1. Фундамент количественного анализа, или как устроены растворы и расчеты

Любая работа в лаборатории начинается с приготовления растворов и точных расчетов. Эти задачи кажутся базовыми, но именно в них закладывается основа для более сложных тем. Давайте на двух примерах отработаем универсальный алгоритм, который придаст вам уверенности.

Задача 1: Приготовление раствора нужной концентрации (по заданию №6)

Анализ условия: Нам дан концентрированный 50%-ный раствор КОН (плотностью 1,538 г/см³) и нужно получить 3 литра разбавленного 6%-ного раствора (плотностью 1,048 г/см³). Требуется найти, какой объем исходного раствора для этого понадобится.

Теоретический базис: Ключевой принцип здесь — сохранение массы растворенного вещества. Сколько граммов КОН мы возьмем из концентрированного раствора, столько же его окажется и в конечном, разбавленном. Массу вещества можно найти через массу раствора и массовую долю (w), а массу раствора — через объем (V) и плотность (ρ).

Пошаговое решение:

1. Найдем массу конечного, 6%-ного раствора:
   m_р-ра2 = V₂ * ρ₂ = 3000 мл * 1,048 г/мл = 3144 г.
2. Найдем, сколько чистого КОН должно содержаться в этом растворе:
   m_КОН = m_р-ра2 * w₂ = 3144 г * 0,06 = 188,64 г.
3. Именно такую массу КОН мы должны взять из исходного, 50%-ного раствора. Рассчитаем, какой массе раствора это соответствует:
   m_р-ра1 = m_КОН / w₁ = 188,64 г / 0,50 = 377,28 г.
4. Теперь найдем искомый объем этого раствора, зная его плотность:
   V₁ = m_р-ра1 / ρ₁ = 377,28 г / 1,538 г/мл ≈ 245,3 мл.

Проверка ответа: Мы берем относительно небольшой объем очень концентрированного раствора для приготовления большого объема разбавленного. Ответ выглядит логичным.

Задача 2: Определение молярной массы по температуре замерзания (по заданию №7)

Анализ условия: Известна масса неэлектролита (0,512 г), масса растворителя (бензол, 100 г), его температура кристаллизации (5,5 °С), температура кристаллизации раствора (5,296 °С) и криоскопическая константа бензола (5,1°). Нужно найти молярную массу (M) растворенного вещества.

Теоретический базис: Расчет молярной массы с использованием криоскопии базируется на измерении понижения температуры замерзания растворителя. Этот эффект описывается законом Рауля: ΔT = K * C_m, где ΔT — понижение температуры, K — криоскопическая константа, а C_m — моляльная концентрация раствора (моль вещества на 1 кг растворителя).

Пошаговое решение:

1. Вычислим понижение температуры замерзания:
   ΔT = 5,5 °С — 5,296 °С = 0,204 °С.
2. Из закона Рауля выразим и найдем моляльную концентрацию:
   C_m = ΔT / K = 0,204 / 5,1 = 0,04 моль/кг.
3. Зная, что моляльная концентрация — это количество моль вещества (n) на 1 кг растворителя (m_р-ля), найдем количество моль нашего вещества в 100 г (0,1 кг) бензола:
   n = C_m * m_р-ля = 0,04 моль/кг * 0,1 кг = 0,004 моль.
4. Наконец, зная массу вещества (m) и его количество в молях (n), находим молярную массу:
   M = m / n = 0,512 г / 0,004 моль = 128 г/моль.

Проверка ответа: Полученное значение является типичным для многих органических соединений, что подтверждает корректность расчетов. Мы научились работать со статичными системами. Но химия — это динамика. Перейдем к самому сердцу химических процессов — к равновесию.

Раздел 2. Суть химической динамики через равновесие и ионный обмен

Многие думают, что химические реакции всегда идут до конца, пока не закончится один из реагентов. Но это лишь половина правды. Большинство процессов в природе обратимы и стремятся к состоянию динамического равновесия. В то же время, существуют условия, которые заставляют реакцию идти «до победного».

Задача на равновесие: Расчет константы (по заданию №4)

Условие: В реакции 3О₂(г) ↔ 2О₃(г) начальная масса кислорода О₂ составляла 24 г. После установления равновесия концентрация О₂ стала 0,6 моль/л. Требуется рассчитать равновесную концентрацию озона О₃ и константу равновесия К_р.

Константа равновесия — это число, показывающее соотношение концентраций продуктов и реагентов в состоянии равновесия. Если К_р > 1, преобладают продукты; если К_р < 1 — реагенты.

Пошаговое решение:

1. Найдем начальное количество моль О₂: n(O₂)_исх = 24 г / 32 г/моль = 0,75 моль.
2. Поскольку объем системы не дан, но даны концентрации, примем его за V. Тогда начальная концентрация O₂ равна [O₂]_исх = 0,75/V. Равновесная концентрация дана: [O₂]_равн = 0,6 моль/л.
3. Найдем, сколько О₂ прореагировало. Изменение концентрации: Δ[O₂] = [O₂]_исх — [O₂]_равн. Концентрация прореагировавшего O₂: [O₂]_{прореаг} = [O₂]_исх — [O₂]_равн.
4. Согласно уравнению реакции 3О₂ ↔ 2О₃, из 3 моль кислорода образуется 2 моль озона. Значит, концентрация образовавшегося озона: [O₃]_равн = (2/3) * [O₂]_{прореаг}. (В данном конкретном условии, видимо, допущена неполнота, так как без объема точно рассчитать изменение нельзя. Примем, что объем 1л для простоты демонстрации метода). Тогда: Δ[O₂] = 0,75 — 0,6 = 0,15 моль/л. Концентрация образовавшегося озона: [O₃]_равн = (2/3) * 0,15 = 0,1 моль/л.
5. Запишем выражение для константы равновесия и рассчитаем ее:
   К_р = [O₃]² / [O₂]³ = (0,1)² / (0,6)³ = 0,01 / 0,216 ≈ 0,046.

Так как К_р < 1, равновесие сильно смещено в сторону исходного вещества — кислорода.

Задача на ионный обмен: Когда реакция идет до конца? (по заданию №8)

В отличие от равновесных, реакции ионного обмена часто бывают необратимыми. Это происходит, если из зоны реакции уходит один из продуктов: выпадает в осадок, выделяется в виде газа или образуется слабый электролит (например, вода). Задание просит составить молекулярные уравнения для данных ионных.

• а) Fe³⁺ + 3OH^– = Fe(OH)₃↓ (Образование осадка)
  Молекулярное уравнение: FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl. (Можно взять любую растворимую соль железа (III) и любую щелочь).
• б) H⁺ + NO₂^– = HNO₂ (Образование слабого электролита)
  Молекулярное уравнение: HCl + NaNO₂ = HNO₂ + NaCl. (Сильная кислота вытесняет слабую из ее соли).
• в) Cu²⁺ + S^2– = CuS↓ (Образование осадка)
  Молекулярное уравнение: CuSO₄ + Na₂S = CuS↓ + Na₂SO₄. (Две растворимые соли образуют нерастворимый сульфид).

Мы разобрались с движением ионов и молекул. А что насчет движения электронов? Это одна из самых важных тем в химии, и ей посвящен следующий раздел.

Раздел 3. Перенос электрона как ключ к окислительно-восстановительным реакциям

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) часто пугают своей сложностью, но их суть проста — это «танец» электронов, переходящих от одного атома к другому. Атом, который отдает электроны, — восстановитель (и его степень окисления повышается). Атом, который их принимает, — окислитель (его степень окисления понижается). Ключ к решению таких задач — метод электронного баланса.

Задача: Анализ и уравнивание ОВР (по заданию №9)

1. Анализ возможности реакции. Реакция возможна, если одно вещество — сильный окислитель, а другое — восстановитель. В паре AsH₃ + HNO₃ мышьяк в арсине имеет низшую степень окисления (-3) и будет восстановителем. Азот в азотной кислоте имеет высшую степень окисления (+5) и является сильным окислителем. Следовательно, реакция между ними возможна.

2. Детальный разбор метода электронного баланса. Рассмотрим схему: AsH₃ + HNO₃ → H₃AsО₄ + NO₂ + Н₂О

1. Определяем степени окисления.
   — В AsH₃: H⁺¹, значит As^-3.
   — В HNO₃: H⁺¹, O^-2, значит N⁺⁵.
   — В H₃AsО₄: H⁺¹, O^-2, значит As⁺⁵.
   — В NO₂: O^-2, значит N⁺⁴.
2. Составляем полуреакции (электронный баланс).
   Мышьяк изменил степень окисления с -3 до +5. Он отдал 8 электронов.
   Азот изменил степень окисления с +5 до +4. Он принял 1 электрон.

   As^-3 — 8e^— → As⁺⁵ | 1 (процесс окисления)

   N⁺⁵ + 1e^— → N⁺⁴ | 8 (процесс восстановления)

3. Находим коэффициенты.
   Чтобы число отданных и принятых электронов было равным, первую полуреакцию домножаем на 1, а вторую на 8. Это значит, что перед соединениями мышьяка будет стоять коэффициент 1 (который не пишется), а перед соединениями азота — 8.
4. Расставляем коэффициенты в уравнении.
   1AsH₃ + 8HNO₃ → 1H₃AsО₄ + 8NO₂ + Н₂О
   Осталось уравнять водород и кислород. Слева H: 3 + 8 = 11. Справа H: 3 в кислоте + 2 в воде. Чтобы уравнять, нужно 4 молекулы воды (3+8=11).
   Итоговое уравнение: AsH₃ + 8HNO₃ = H₃AsО₄ + 8NO₂ + 4Н₂О.

3. Формулировка вывода. Реакция возможна, так как азотная кислота является достаточно сильным окислителем, чтобы окислить мышьяк из его низшей степени окисления -3 до высшей +5. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе работы батареек, аккумуляторов и такого неприятного явления, как коррозия. Погрузимся в мир практической электрохимии.

Раздел 4. Электрохимия в действии, от электродных потенциалов до защиты от коррозии

Электрохимия — это мост между абстрактными ОВР и реальным миром. Она объясняет, как получить электрический ток из химической реакции (гальванический элемент) и как использовать ток для проведения реакции (электролиз). А еще она помогает понять и побороть повсеместную проблему — коррозию.

Задача на потенциал: Уравнение Нернста (по заданию №10)

Условие: При какой концентрации ионов Сu²⁺ потенциал медного электрода станет равен стандартному потенциалу водородного электрода (который по определению равен 0 В)?

Теоретический базис: Электродный потенциал зависит не только от природы металла, но и от концентрации его ионов в растворе. Эту зависимость описывает уравнение Нернста:

E = E⁰ + (RT/nF) * ln[Meⁿ⁺]

Для стандартных условий (298 K) и переходя к десятичному логарифму, оно упрощается до: E = E⁰ + (0.059/n) * lg[Meⁿ⁺], где E⁰ — стандартный электродный потенциал, n — число электронов, участвующих в процессе.

Пошаговое решение:

1. Запишем данные. Стандартный потенциал меди E⁰(Cu²⁺/Cu) = +0,34 В. Число электронов n = 2. Требуемый потенциал E = 0 В.
2. Подставим значения в уравнение Нернста:
   0 = 0,34 + (0,059 / 2) * lg[Cu²⁺]
3. Решим уравнение относительно логарифма концентрации:
   -0,34 = 0,0295 * lg[Cu²⁺]
   lg[Cu²⁺] = -0,34 / 0,0295 ≈ -11,52
4. Найдем саму концентрацию:
   [Cu²⁺] = 10^-11,52 ≈ 3 * 10^-12 моль/л.

Это чрезвычайно малая концентрация, что показывает, насколько медь является более активным металлом по сравнению с водородом в стандартных условиях.

Задача на коррозию: Почему ржавеет техническое железо (по заданию №11)

Вопрос: Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое?

Ответ: Техническое железо — это сплав, содержащий примеси, в первую очередь углерод (в виде цементита Fe₃C). Эти примеси имеют другой электродный потенциал, чем у чистого железа. В присутствии влаги (электролита) на поверхности металла образуются тысячи микроскопических гальванических пар. Железо, как более активный металл, выступает в роли анода и разрушается (окисляется). Менее активные примеси (углерод) становятся катодом, на котором восстанавливается кислород из воздуха.

Электронные уравнения процессов во влажном воздухе (нейтральная среда):

• Анодный процесс (окисление железа): Fe — 2e^— → Fe²⁺
• Катодный процесс (восстановление кислорода): O₂ + 2H₂O + 4e^— → 4OH^—

В кислой среде катодный процесс идет по-другому:

• Анодный процесс: Fe — 2e^— → Fe²⁺ (не меняется)
• Катодный процесс (восстановление ионов водорода): 2H⁺ + 2e^— → H₂↑

В химически чистом железе нет таких микро-гальванических пар, поэтому процесс коррозии идет гораздо медленнее. Мы рассмотрели реакции, где ионы существуют самостоятельно. Но часто они объединяются в сложные структуры с уникальными свойствами. Добро пожаловать в мир комплексных соединений.

Раздел 5. Устройство и логика комплексных соединений

Комплексные соединения — это сложные ионы или молекулы, в центре которых находится атом или ион (комплексообразователь), окруженный связанными с ним молекулами или ионами (лигандами). Они играют огромную роль в химии и биологии (например, гемоглобин — это комплексное соединение железа). Главное — научиться определять их структуру и заряд.

Задача: Определение заряда комплексного иона (по заданию №5)

Условие: Определить заряд ионов [Cr(NH₃)₅NO₃], [Pt(NH₃)Cl₃], [Ni(CN)₄], если комплексообразователями являются Cr³⁺, Pt²⁺, Ni²⁺.

Теоретический базис: Общий заряд комплексного иона равен алгебраической сумме заряда центрального атома (комплексообразователя) и зарядов всех лигандов, входящих во внутреннюю сферу (в квадратных скобках).

Важно помнить заряды основных лигандов:
— Нейтральные (заряд 0): H₂O (аква), NH₃ (аммин).
— Отрицательные (заряд -1): F^— (фторо), Cl^— (хлоро), CN^— (циано), OH^— (гидроксо), NO₂^— (нитро), NO₃^— (нитрато).

Пошаговый расчет:

1. [Cr(NH₃)₅NO₃]^x
   — Комплексообразователь: Cr³⁺ (заряд +3).
   — Лиганды: 5 молекул NH₃ (заряд 0) и 1 ион NO₃^— (заряд -1).
   — Суммарный заряд: x = (+3) + 5*(0) + 1*(-1) = +2.
   — Заряд иона: [Cr(NH₃)₅NO₃]²⁺. Формула соединения, например, с хлором: [Cr(NH₃)₅NO₃]Cl₂.
2. [Pt(NH₃)Cl₃]^y
   — Комплексообразователь: Pt²⁺ (заряд +2).
   — Лиганды: 1 молекула NH₃ (заряд 0) и 3 иона Cl^— (заряд -1).
   — Суммарный заряд: y = (+2) + 1*(0) + 3*(-1) = -1.
   — Заряд иона: [Pt(NH₃)Cl₃]^—. Формула соединения, например, с калием: K[Pt(NH₃)Cl₃].
3. [Ni(CN)₄]^z
   — Комплексообразователь: Ni²⁺ (заряд +2).
   — Лиганды: 4 иона CN^— (заряд -1).
   — Суммарный заряд: z = (+2) + 4*(-1) = -2.
   — Заряд иона: [Ni(CN)₄]^2-. Формула соединения, например, с натрием: Na₂[Ni(CN)₄].

Мы прошли путь от базовых расчетов до сложных комплексных соединений. Что объединяет все эти задачи и как использовать полученные знания максимально эффективно?

Как превратить набор решений в систему для успешной сдачи экзамена

Вернемся к мысли, с которой мы начали: химия — это не хаос, а система. Пройдя через разбор этих задач, мы не просто нашли семь конкретных ответов. Мы освоили пять ключевых логических подходов, которые применимы к абсолютному большинству экзаменационных вопросов.

Давайте посмотрим на наш путь:

1. Работа с концентрациями и массами: Мы поняли, что в основе всех расчетов с растворами лежит закон сохранения массы. Умение переходить от объема к массе через плотность и находить массу чистого вещества через его долю — это фундамент.
2. Анализ равновесия: Мы увидели, что химические реакции — это динамические процессы. Понимание смысла константы равновесия и факторов, смещающих реакцию (осадок, газ, слабый электролит), позволяет предсказывать исход взаимодействия.
3. Баланс электронов в ОВР: Мы демистифицировали окислительно-восстановительные реакции. Метод электронного баланса — это не магия, а строгий алгоритм, который превращает самую запутанную реакцию в простую арифметическую задачу.
4. Расчеты в электрохимии: Мы связали теорию ОВР с практикой. Уравнение Нернста показало, как концентрация влияет на энергию системы, а анализ коррозии продемонстрировал, что те же самые принципы работают в повседневной жизни.
5. Структура комплексных соединений: Мы научились «собирать» сложные ионы из составных частей, просто складывая их заряды. Это доказывает, что даже самые экзотические на вид соединения подчиняются простым правилам.

Теперь у вас есть не просто знания, а система мышления. Чтобы применить ее на экзамене, используйте следующий план действий для любой задачи:

• Шаг 1. Проанализируйте условие: Что дано? Что нужно найти? К какому из пяти разобранных нами разделов химии относится эта задача?
• Шаг 2. Вспомните базовый закон: Какая основная формула или принцип описывает этот процесс? (Закон сохранения массы, уравнение Нернста, принцип Ле Шателье и т.д.).
• Шаг 3. Действуйте по алгоритму: Не пытайтесь решить все в уме. Распишите шаги, как мы делали это в статье. Это убережет от ошибок.
• Шаг 4. Не бойтесь сложных задач: Если задача кажется многоэтапной, разбейте ее на знакомые вам простые шаги. Часто сложная задача — это просто комбинация двух-трех простых.

Ваша главная цель — не вспомнить готовый ответ, а восстановить логическую цепочку, ведущую к нему. Вы уже сделали это несколько раз на наших примерах. Теперь вы готовы сделать это самостоятельно. Уверенность приходит с практикой, а система мышления у вас уже есть. Удачи!

Список использованной литературы

1. Под редакцией Коровина Н.В. Курс общей химии. – М.: Высшая школа, 1981.
2. Под редакцией Коровина Н. В. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Высшая школа, 2003.
3. Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2003.
4. Введение в общую химию. / Под ред. Г.П. Лучинского. – М.: Высшая школа, 1980.
5. Фролов В.В. Химия. – М.: Высшая школа, 1979.
6. Павлов Н.Н. Теоретические основы общей химии. – М.: Высшая школа. 1978.
7. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985.
8. Глинка Н. Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2003.